Гидролиз солей

Гидролиз по катиону, по аниону, по катиону и аниону, необратимый гидролиз и влияние на pH раствора

Что такое гидролиз соли

Гидролизом соли называют обратимое взаимодействие ионов растворённой соли с молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита (слабой кислоты, слабого основания или кислой/основной соли) и изменению pH раствора. Слово «гидролиз» дословно означает «разложение водой». В основе гидролиза лежит простой факт: вода сама является слабым электролитом и частично диссоциирует на ионы H⁺ и OH⁻; если один из ионов соли способен связать один из этих ионов воды в малодиссоциирующую частицу, равновесие диссоциации воды смещается, и в растворе накапливается избыток либо H⁺, либо OH⁻.

Классификация солей по силе кислоты и основания

Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия некоторого основания и некоторой кислоты. В зависимости от силы этих «родителей» соли делятся на четыре типа: соль сильного основания и сильной кислоты (NaCl, KNO₃), соль слабого основания и сильной кислоты (NH₄Cl, CuSO₄), соль сильного основания и слабой кислоты (Na₂CO₃, CH₃COOK) и соль слабого основания и слабой кислоты (CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃). Тип гидролиза и характер среды напрямую определяются этой классификацией.

Гидролиз по катиону

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, подвергаются гидролизу по катиону: катион слабого основания связывает гидроксид-ион воды, а в растворе накапливается избыток ионов водорода — среда становится кислой (pH<7). Рассмотрим хлорид аммония NH₄Cl — соль слабого основания NH₃·H₂O и сильной кислоты HCl.

${N H}_{4} C l \to {N H}_{4}^{+} + {C l}^{-}$

Ион Cl⁻ — остаток сильной кислоты, гидролизу не подвергается. Ион NH₄⁺ взаимодействует с водой:

${N H}_{4}^{+} + H_{2} O ⇌ {N H}_{3} {\cdot H}_{2} O + H^{+}$

Накопление ионов H⁺ и делает раствор NH₄Cl кислым. Аналогично гидролизуются по катиону соли многозарядных металлов, например CuSO₄, ZnCl₂, AlCl₃ — гидролиз таких солей часто идёт ступенчато с образованием основных солей.

Гидролиз по аниону

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу по аниону: анион слабой кислоты связывает ион водорода воды, а в растворе накапливается избыток гидроксид-ионов — среда становится щелочной (pH>7). Классический пример — карбонат натрия Na₂CO₃, соль сильного основания NaOH и слабой угольной кислоты H₂CO₃.

${N a}_{2} {C O}_{3} \to {2 N a}^{+} + {C O}_{3}^{2 -}$

Ион Na⁺ — катион сильного основания, гидролизу не подвергается. Карбонат-ион гидролизуется:

${C O}_{3}^{2 -} + H_{2} O ⇌ {H C O}_{3}^{-} + {O H}^{-}$

Именно поэтому раствор обычной кальцинированной соды заметно щёлочный на ощупь и по индикаторам. Аналогично по аниону гидролизуются ацетат натрия CH₃COONa, сульфит натрия Na₂SO₃, силикат натрия Na₂SiO₃.

Ступенчатый гидролиз

Соли, образованные многозарядными ионами слабых кислот или оснований, гидролизуются ступенчато, и в обычных условиях (без нагревания и сильного разбавления) реакция практически останавливается на первой ступени. Так, гидролиз карбонат-иона теоретически может идти дальше — до H₂CO₃, — но вторая ступень протекает в ничтожной степени:

${H C O}_{3}^{-} + H_{2} O ⇌ H_{2} {C O}_{3} + {O H}^{-}$

На ЕГЭ, как правило, требуется составлять уравнение только первой ступени гидролиза, если не сказано иное.

Гидролиз по катиону и аниону одновременно

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Характер среды в этом случае зависит от того, что сильнее диссоциирует — образующееся слабое основание или образующаяся слабая кислота (то есть от соотношения констант диссоциации Kb и Ka). Пример — ацетат аммония CH₃COONH₄:

${C H}_{3} {C O O}^{-} + {N H}_{4}^{+} + H_{2} O ⇌ {C H}_{3} C O O H + {N H}_{3} {\cdot H}_{2} O$

Поскольку константы диссоциации уксусной кислоты и гидрата аммиака близки, раствор ацетата аммония практически нейтрален. Такой гидролиз протекает в заметно большей степени, чем гидролиз по одному иону, потому что оба продукта — слабые электролиты, и равновесие смещено сильнее.

Соли, не подвергающиеся гидролизу

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, KNO₃, BaCl₂, K₂SO₄), гидролизу не подвергаются: ни катион, ни анион такой соли не способны связывать ионы воды в малодиссоциирующие частицы, равновесие диссоциации воды не смещается, и раствор остаётся нейтральным (pH=7).

Необратимый (полный) гидролиз

Если соль образована катионом очень слабого основания и анионом очень слабой (или неустойчивой) кислоты, гидролиз может протекать необратимо и до конца — такую соль вообще нельзя получить в водном растворе или выделить в виде кристаллогидрата из раствора: при попытке получить её реакцией обмена сразу образуются продукты полного гидролиза. Классический пример — сульфид алюминия:

${A l}_{2} S_{3} + {6 H}_{2} O \to 2 A l {(O H)}_{3} ↓ + {3 H}_{2} S ↑$

По этой же причине при смешивании растворов, например, сульфата алюминия и карбоната натрия вместо соли Al₂(CO₃)₃ образуется осадок гидроксида алюминия и выделяется углекислый газ — это стандартный вопрос ЕГЭ на «взаимное усиление гидролиза».

Факторы, влияющие на степень гидролиза

Поскольку гидролиз — процесс обратимый и эндотермический, к нему применим принцип Ле Шателье: нагревание раствора усиливает гидролиз (именно поэтому мыльный раствор при нагревании пахнет сильнее, а стиральные средства эффективнее в горячей воде), а разбавление раствора водой также смещает равновесие в сторону продуктов гидролиза и усиливает его. Добавление в раствор одноимённых ионов продуктов гидролиза (например, кислоты к раствору соли, гидролизующейся по катиону) подавляет гидролиз.

Пример 1: составление уравнения гидролиза и определение среды

Задание. Составьте сокращённое ионное уравнение гидролиза сульфита калия K₂SO₃ (по первой ступени) и определите характер среды раствора.

Решение. K₂SO₃ — соль сильного основания KOH и слабой сернистой кислоты H₂SO₃, значит гидролиз идёт по аниону. Диссоциация соли: K₂SO₃ → 2K⁺ + SO₃²⁻. Ион K⁺ гидролизу не подвергается. Сульфит-ион связывает воду:

${S O}_{3}^{2 -} + H_{2} O ⇌ {H S O}_{3}^{-} + {O H}^{-}$

Ответ. В растворе накапливаются ионы OH⁻, среда щелочная, pH>7.

Пример 2: сравнение сред растворов разных солей

Задание. Расположите растворы солей NaCl, Na₂CO₃, AlCl₃ равной молярной концентрации в порядке возрастания pH.

Решение. AlCl₃ — соль слабого основания Al(OH)₃ и сильной кислоты HCl, гидролиз по катиону, среда кислая, pH<7 (самый низкий pH из трёх). NaCl — соль сильного основания и сильной кислоты, гидролизу не подвергается, pH≈7. Na₂CO₃ — соль сильного основания и слабой кислоты, гидролиз по аниону, среда щелочная, pH>7 (самый высокий pH).

Ответ. pH возрастает в ряду: AlCl₃ < NaCl < Na₂CO₃.

Типичные ошибки

Часто путают гидролиз по катиону и по аниону — важно чётко помнить: гидролиз идёт по иону слабого «родителя» соли. Другая распространённая ошибка — записывать гидролиз сразу до конца (до кислоты или основания), не ограничиваясь первой ступенью для многозарядных ионов. Также ошибочно полагают, что все соли в растворе имеют нейтральную реакцию: на самом деле нейтральны только растворы солей сильных оснований и сильных кислот, а подавляющее большинство солей дают заметно кислую или щелочную среду, что и лежит в основе действия индикаторов на растворы этих солей.

Краткий словарь терминов

Гидролиз соли — обратимое взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и изменению pH.

Гидролиз по катиону — гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты; среда кислая.

Гидролиз по аниону — гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты; среда щелочная.

Ступенчатый гидролиз — гидролиз многозарядного иона, протекающий по нескольким последовательным ступеням.

Необратимый гидролиз — полный, необратимый гидролиз соли слабого основания и слабой (неустойчивой) кислоты до конечных продуктов.

Заключение

Гидролиз солей объясняет, почему растворы внешне похожих веществ — солей — могут иметь совершенно разную реакцию среды, и позволяет предсказывать pH раствора любой соли по силе кислоты и основания, её образующих. Это понимание пригодится и в следующей теме — при изучении скорости химических реакций, где среда раствора (в том числе создаваемая гидролизом) нередко выступает одним из факторов, влияющих на протекание процесса.